Question

【題目】課本里介紹的合成氨技術叫哈伯法，是德國諾貝爾化學獎獲得者哈伯發明的。其合成原理為：N2(g)+3H2(g)2NH3(g) △H<0，△S<0。

（1）下列關于工業合成氨的說法不正確的是___

A.因為△H<0，所以該反應一定能自發進行

B.因為△S<0，所以該反應一定不能自發進行

C.在高溫下進行是為了提高反應物的轉化率

D.使用催化劑加快反應速率是因為催化劑降低了反應的活化能

（2）在恒溫恒容密閉容器中進行合成氨的反應，下列能說明該反應已達到平衡狀態的是___。

a.容器內N2、H2、NH3的濃度之比為1：3：2

b.v(N2)正=3 v(H2)逆

c.容器內壓強保持不變

d.混合氣體的密度保持不變

（3）工業上合成氨的部分工藝流程如下：

請用平衡移動原理來解釋在流程中及時分離出氨氣和循環使用氣體的原因___。

（4）某科研小組研究：在其他條件不變的情況下，改變起始物氫氣的物質的量對工業合成氨反應的影響。實驗結果如圖所示（圖中T表示溫度，n表示H2物質的量）。

①圖象中T2和T1的關系是：T2__T1（填“>，<或=”）

②a、b、c、d四點所處的平衡狀態中，反應物N2 的轉化率最高的是__（填字母）。

（5）恒溫下，往一個4L的密閉容器中充入5.2molH2和2molN2，反應過程中對NH3的濃度進行檢測，得到的數據如下表所示：

時間/min	5	10	15	20	25	30
c(NH3)/mol·L-1	0.08	0.14	0.18	0.20	0.20	0.20

①此條件下該反應的化學平衡常數K=__。

②若維持容器體積不變，溫度不變，往原平衡體系中加入H2、N2和NH3各4mol，化學平衡將向___反應方向移動（填“正”或“逆”）。

③N2(g)+3H2(g)2NH3(g) △H=-92kJ/mol。在恒溫恒容的密閉容器中充入1molN2和一定量的H2發生反應。達到平衡后，測得反應放出的熱量為18.4kJ，容器內的壓強變為原來的90％，則起始時充入的H2的物質的量為__mol。

（6）已知：2(g)+3H2(g)2NH3(g) △H=-92kJ/mol

N2(g)+O2(g)＝2NO(g) ΔH=+181kJ/mol

2H2(g)+O2(g)＝2H2O(g) ΔH=-484kJ/mol

寫出氨氣催化氧化生成NO和水蒸氣的熱化學方程式__。

Answer 1

【答案】ABC c 減少生成物濃度，同時增加反應物濃度，可以使平衡正向進行程度更大，提高產率 < c 0.1 逆 3 4NH3(g)+5O2(g)=4NO(g)+6H2O(g) ΔH =－906kJ·mol-1

【解析】

（1）當△G=△H-T△S<0反應能自發進行，由于該反應△H<0，△S<0，因此當低溫下該反應能夠自發進行，只根據△H<0或△S<0，不能判斷該反應能否自發進行；工業上合成氨的反應條件是在高溫、高壓、催化劑條件下進行反應的，在高溫下進行是為了使催化劑達到最大活性，加快反應速率， 使用催化劑低了反應的活化能，因此加快反應速率；

（2）根據化學平衡狀態的特征解答，當反應達到平衡狀態時，正逆反應速率相等，各物質的濃度、百分含量不變，以及由此衍生的一些量也不發生變化，解題時要注意，選擇判斷的物理量，隨著反應的進行發生變化，當該物理量由變化到定值時，說明可逆反應到達平衡狀態；

（3）根據濃度對化學平衡的影響以及對原料利用率的影響來分析；及時分離出氨氣，生成物的濃度減少，平衡正向移動，提高氨氣的產率；循環利用氮氣和氫氣，提高氮氣和氫氣的轉化率；

（4）①根據溫度對化學平衡移動的影響知識來回答；

②根據a、b、c三點所表示的意義來回答；

（5）①由表中數據可知，20min達平衡，平衡時NH3的濃度為0.20mol/L，利用三段式計算平衡時各組分的平衡濃度，代入平衡常數表達式k=計算；

②溫度不變平衡常數不變，計算此時的濃度，進而計算濃度商Qc，比較濃度商與平衡常數的大小，判斷反應進行方向；

③恒溫恒容條件下，氣體的壓強之比等于其物質的量之比，反應達到平衡后，混合氣體的物質的量為3.6mol，容器內的壓強變為原來的90%，則反應前混合氣體的物質的量為4mol，反應前混合氣體的物質的量為4mol，為氫氣和氮氣的物質的量之和；

（1）A. 當△G=△H-T△S<0反應能自發進行，由于該反應△H<0，△S<0，因此當低溫下該反應能夠自發進行，只根據△H<0，不能判斷該反應能否自發進行，故A錯誤；

B. 當△G=△H-T△S<0反應能自發進行，由于該反應△H<0，△S<0，因此當低溫下該反應能夠自發進行，只根據△S<0，不能判斷該反應能否自發進行，故B錯誤；

C.工業上合成氨的反應條件是在高溫、高壓、催化劑條件下進行反應的，在高溫下進行是為了使催化劑達到最大活性，加快反應速率，故C錯誤；

D.使用催化劑低了反應的活化能，因此加快反應速率，故D正確；

答案選ABC；

（2）a. 容器內N2、H2、NH3的濃度之比為1：3：2，不能說明濃度不變，故a錯誤；

b. v(N2)正=3v(H2)正是同向的反應速率，不能說明反應達平衡狀態，故b錯誤；

c. 容器內壓強保持不變，說明氣體的物質的量不變，反應達平衡狀態，故c正確；

d. 混合氣體的密度一直保持不變，故d錯誤；

答案選c；

（3）生成物的濃度減少，平衡正向移動，所以及時分離出氨氣，平衡正向移動，提高氨氣的產率；循環利用氮氣和氫氣，提高氮氣和氫氣的轉化率，

答案為：減少生成物濃度，同時增加反應物濃度，可以使平衡正向進行程度更大，提高產率；

（4）①反應為放熱反應，溫度升高化學平衡向著吸熱方向進行，升高溫度氨氣的含量降低，則T1>T2，

故答案為<；

②b點代表平衡狀態，c、d點又加入了氫氣，故平衡向右移動，氮氣的轉化率增大，T1>T2，溫度升高化學平衡向著吸熱方向進行，升高溫度氨氣的含量降低，因此c點的氮氣轉化率大于d點，

故答案為c；

（5）①由表中數據可知，20min達平衡，平衡時NH3的濃度為0.20mol/L，則：

故平衡常數K===0.1

答案為：0.1；

②反應達到平衡后，若維持容器體積不變，溫度不變，往平衡體系中加入H2、N2和NH3各4mol，則此時各物質的濃度為：

H2為1mol/L+=2mol/L，N2為0.4mol/L+=1.4mol/L，NH3為0.2mol/L+=1.2mol/L，故濃度商Qc==0.13>0.1，故反應向逆反應進行，

答案為：逆；

③恒溫恒容條件下，氣體的壓強之比等于其物質的量之比，反應達到平衡后，混合氣體的物質的量為3.6mol，容器內的壓強變為原來的90%，則反應前混合氣體的物質的量為4mol，即反應前氫氣和氮氣的物質的量為4mol，由于氮氣的物質的量為1mol，則氫氣的物質的量為3mol，

答案為：3；

（6）已知:①N2(g)+O2(g)＝

②N2(g)+3H2(g)2NH3(g) △H=-92kJ/mol

③2H2(g)+O2(g)＝2H2O(g) ΔH=-484kJ/mol

由蓋斯定律可知，①×2-②×2+③×3得: 氨氣催化氧化生成NO和水蒸氣的熱化學方程式4NH3(g)+5O2(g)=4NO(g)+6H2O(g)ΔH =－906kJ·mol-1，

答案為：4NH3(g)+5O2(g)=4NO(g)+6H2O(g) ΔH =－906kJ·mol-1；